MO-Modell von Peroxid-Anion < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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| Aufgabe | | Zu zeichnen ist das MO-Schema für das O2 (2–) -Anion (Peroxid-Anion). |
Hallo,
ich bin mir nicht sicher wie ich diese Aufgabe lösen soll..
Mag mir jemand helfen??
Im Anhang hab ich eine Idee, aber ich bin mir da wirklich nicht sicher..
Vielen Dank
Dateianhänge:
Anhang Nr. 1 (Typ: jpg) [nicht öffentlich]
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Nein nein, entweder hattet ihr das noch nicht oder du musst es neu lernen, Molekülorbitale funktionieren anders als Atomorbitale, es gibt dort keine s,p und d Schalen, du hast ja einfach die Atomorbitale aufgetragen, MO sind aber so: [mm] \sigma_s [/mm] und [mm] \sigma_s [/mm] * als erste beiden MO und dann kommen [mm] \sigma_x, \pi_x, \pi_y [/mm] und die antibindenden [mm] \pi_x [/mm] *, [mm] \pi_y [/mm] * und zum Schluss das antibindende [mm] \sigma_x [/mm] *. Soweit die Verteilung für die Elemente der zweiten Schale. Als Faustregel gilt: es gibt soviele MOs wie es beteiligte Atomorbitale gibt. Beteiligt sind jeweils die s-Orbitale der zweiten Schale (nur Valenzelektronen sind an Bindungen beteiligt!) und die p-Orbitale. Das macht 2 s-Orbitale und 6 p-Orbitale und damit insgesamt 8 Atomorbitale und wir finden auch 8 MOs
Jetzt werden darauf die Elektronen verteilt und für Sauerstoff mit der Ladun 2- hast du eben noch zusätzlich zwei Elektronen, die auf diese Orbitale verteilt werden müssen. Ich schau mal nach nem Bild
Hier der versprochene Link, Artikel findest du unter MO und das ist alles dann ganz einfach, du musst im Schaubild nur zwei zusätzliche Pfeile nach der Hundschen Regel eintragen (und Pauli)
http://de.wikipedia.org/wiki/Datei:MOO2.png
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Hallo,
vielen Dank erstmal für die Antwort; ich habe mir jetzt eine Menge zu MO angelesen..
Aber nochmal eine Frage zu: http://de.wikipedia.org/wiki/Datei:MOO2.png
der obere "Teil" ist ja energetisch ungünstiger als der untere; aber was genau ist jetzt "Pi " und "sigma" und wie zeichne ich solche Diangramme?? (habe leider bisher keine brauchbare Anleitung gefunden...)
LG
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> Hallo,
> vielen Dank erstmal für die Antwort; ich habe mir jetzt
> eine Menge zu MO angelesen..
> Aber nochmal eine Frage zu:
> http://de.wikipedia.org/wiki/Datei:MOO2.png
> der obere "Teil" ist ja energetisch ungünstiger als der
> untere; aber was genau ist jetzt "Pi " und "sigma" und wie
> zeichne ich solche Diangramme?? (habe leider bisher keine
> brauchbare Anleitung gefunden...)
> LG
Das sind einfach die möglichen Überlappungen, die man anders genannt hat, die aber aus dem Namen der beteiligten Atomorbitale resultieren. Also wenn zwei s-Orbitale überlappen, kann es ja nur ein Gebilde geben, bzw. eben ein antibindendes. Entweder, beide s-Orbitale überlappen sich, dann entsteht ein gedehnteres, größeres MO und dieses nennt man sigma [mm] \simga, [/mm] weil man so den s-Charakter im s von Sigma noch drin hat. Andere Möglichkeiten bieten die p-Orbitale, denn davon gibt es drei Stück. Bei zweien kann man eine Bindung etablieren, nämlich bei x und y, diese überlappen an den Enden und so entsteht eine gedehnte "Wurst", ein gedehnter "Ballon" oder wie auch immer du dir das vorstellen magst. Demnach gibt esz wei [mm] \pi-Orbitale [/mm] und demzufolge auch zwei antibindende MOs dazu. Und korrekt, wie du sagtest, was unten steht, ist am günstigsten aus energetischen Gesichtspunkten, voran man auch ieht ,dass ein antibindendes [mm] \sigma-MO [/mm] SPÄTER besetzt wird als alle [mm] \pi-Orbitale [/mm] inklusive den antibindenden. Zeichnen tust du das einfach wie gewöhnlich, du musst nur "wissen" oder dir merken, wie die MOs der jeweiligen Schale aussehen!
Also 1. Schale: Es gibt nur s-Orbitale, demnach auch nur zwei MOs: welche? Na die zwei [mm] \sigma-MOs. [/mm]
2. Schale: Das Schaubild kennst du bereits und dieses gilt für alle Elemente der zweiten Schale, denn es sind ja schon alle Atomorbitale der Valenzelektronen benutzt worden. Viel mehr wirst du anfänglich auch nicht brauchen, habe auch noch keines für die 3. Schale gemalt, das müsste man dann in der Literatur nachschlagen.
Das einzig komplizierte ist die Einordnung in das Diagramm. Wenn du z.B.molekulare Elemente nimmst wie H2 oder N2, O2 etc. dann ist es einfach, weil beide Partner die selbe Energiestufe besetzten, also die beteiligten Atomorbitale, die man ja an den Rand malt, sind auf der gleichen Höhe, es ist nun aber bei heteromolekularen Verbindungen wie den Halogensäuren, HF nicht mehr so einfach, weil dann die Orbitale des Fluors energetisch höher liegen als die des Wasserstoffs. Die unteren Bindungen werden dann auch näher zum Wasserstoff gemalt und die höheren mehr zum Fluor, woraus man auch die EN-Differenz ablesen kann. Hier hilft wohl auch nur merken, üben, nachschlagen oder andeuten, es misst ja keiner nach. Aber die einfachen Beispiele wie O2 verstehst du recht schnell!
Zwecks nachlesen kann ich nur den Riedel empfehlen, der enthält einige Beispiele, inklusive O2 und HF, aber ich denke, da wirst du mit der Zeit auch andere Quellen finden
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 19:50 So 03.01.2010 | | Autor: | pythagora |
Vielen Dank!
Einen schönen Abend noch.
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